Quando se fala em condutores de eletricidade, pensamos sempre nos metais. Existe, porém, outra categoria importante de condutores, os eletrólitos.
A
água pura não é condutora de eletricidade: tem uma resistência tão grande que
se comporta como isolante. Entretanto, quando nela são dissolvidos alguns tipos
de substâncias químicas – ácidos, bases e sais –, suas moléculas se separam em
átomos ou grupos de átomos carregados eletricamente, chamados íons. Estas
substâncias são chamadas eletrólitos: suas soluções em água conduzirão
eletricidade. Se uma corrente elétrica passar entre duas placas metálicas
imersas nessas soluções, os íons podem perder suas cargas e tornar-se átomos neutros,
libertando-se. É o processo conhecido como eletrólise (“ruptura pela
eletricidade”).
A
água como condutora
Uma
interessante e simples experiência pode ser feita para verificar a
condutividade da água, usando a corrente elétrica domiciliar e uma lâmpada de
baixa potência (uns 15 watts). A água serve como uma resistência. Se a água de
torneira é razoavelmente isenta de sais, a lâmpada mal acende ou fica apagada.
Jogue pitadinhas de sal, e a lâmpada acenderá cada vez mais forte, até se
tornar tão luminosa como se estivesse ligada diretamente à tomada. (Veja
ilustração abaixo.)
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| IMAGEM 01 - Acervo Ludus Schola |
A
explicação da condução da eletricidade pelas soluções aquosas de ácidos, bases
e sais foi dada pelo físico sueco Svante Arrhenius (1859-1927). Um átomo é
constituído de um núcleo com carga positiva, envolto por camadas de elétrons
com carga negativa. Em circunstâncias normais, ele é eletricamente neutro. Mas
um átomo ao qual faltam elétrons torna-se positivo, e um átomo com excesso de
elétrons torna-se negativo. São os íons: positivo ou cátion, e negativo ou
ânion.
Na
verdade, uma molécula não é formada pela união de dois ou mais átomos neutros.
Pela Por exemplo, a molécula do sal comum ou cloreto de sódio (NaCl) é formada
pela união de um íon positivo de sódio (Na+) com um íon negativo de cloro
(Cl-). Como esses íons têm cargas elétricas de sinais opostos, eles se atraem e
constituem a molécula de cloreto de sódio.
A dissociação eletrolítica
Não
é por outra razão que o cloreto de sódio, dissolvido na água, se comporta de
modo diferente de quando está seco e no ar. Sabemos da Eletrostática (leis de
Coulomb) que a força de atração entre duas cargas elétricas é diretamente
proporcional ao produto das cargas e inversamente proporcional ao quadrado da
distância entre elas. Mas a constante de proporcionalidade depende do meio em
que estão as cargas. E essa constante chamada dielétrica caracteriza a
resistência do meio à eletricidade. Ora, a constante dielétrica da água é 80 vezes
maior do que a do ar ou do vácuo, e assim as forças elétricas na água diminuem
na mesma medida.
Em
consequência, a força de atração entre os íons da molécula de cloreto de sódio
fica 80 vezes menor na água do que no ar. Essa força se torna então pequena
para manter os íons juntos. Eles se separam e ficam livres na solução, vagando
sem direção determinada. É o que se denomina dissociação eletrolítica.
A formação da corrente
Isso
vale para qualquer sal, qualquer ácido e qualquer base. Todos se dissociam
eletroliticamente quando dissolvidos na água. Introduzindo no recipiente dois
elétrodos pinos ou placas ligados a um gerador estabelece-se diferença de
potencial e os íons ficam sujeitos às forças do campo elétrico assim formado:
os íons deixam de vagar sem destino e são “dirigidos”: os positivos para o polo
negativo e os negativos para o polo positivo. Ou, respectivamente, os cátions
para o cátodo e os ânions para o ânodo. Forma-se assim a corrente elétrica,
constituída pelo movimento de cargas positivas num sentido e de cargas
negativas em sentido oposto (nos metais é diferente: a corrente é constituída
exclusivamente pelo movimento de elétrons que se deslocam num si sentido).
(Veja ilustração abaixo.)
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| IMAGEM 02 - Acervo Ludus Schola |
Em
geral, quando um eletrólito é percorrido pela corrente elétrica, verificam-se
reações químicas das quais resulta o depósito de alguma substância no cátodo e
de outra substância no ânodo. Sem considerar as reações secundárias, a fase
inicial desse processo pode ser resumida da seguinte maneira:
a)
Um sal se dissocia em um íon de ele mento metálico e um radical ácido. Na eletrólise
de um sal, o metal se deposita sempre sobre o cátodo e o radical ácido sobre o
anodo.
b)
Um ácido se dissocia em íons de hidrogênio e um radical ácido. Na eletrólise de
ácido, os primeiros se dirigem sempre para cátodo e o radical ácido para o
ânodo.
c)
Uma base se dissocia em um íon metálico e no radical básico hidroxila (OH). Na
eletrólise de uma base, o metal se desloca sempre para o cátodo, e a hidroxila
para o ânodo.
As muitas aplicações
Quase
todas as aplicações industriais da eletrólise se baseiam nesses resultados.
Como na eletrólise de um sal o metal constituinte se deposita sempre no cátodo,
pode-se facilmente cobrir um objeto de metal barato com uma fina camada de
metal caro. É o caso dos objetos dourados, prateados, niquelados, cromados,
etc. A operação é feita por eletrólise e se chama galvanoplastia. Basta usar
como anodo uma barra do metal que deve ser depositado, e como cátodo o próprio
objeto.
Por
exemplo, para pratear uma colher, usa-se a própria colher como cátodo e uma
barra de prata como anodo. O eletrólito pode ser uma solução de um sal de
prata: o nitrato de prata (AgNO3). Quando passa corrente, o íon prata Ag+ se
desloca para o cátodo e aí se deposita sobre a colher. O íon nitrato (NO3) vai
para o ânodo e aí reage com a prata, formando novamente o nitrato de prata.
Para recobrir e refinar
Como
processo de deposição de películas de um material sobre outro, a eletrólise não
tem paralelo com qualquer outro método, sendo geralmente superior a processos
químicos, banhos ou o que quer que seja.
é
um A cromação deposição de cromo dos fatores que melhoram o aspecto de qualquer
automóvel ou aparelho eletrodoméstico. Cada processo é denominado de acordo com
o material depositado e tem uma técnica apropriada, que muitas vezes se torna
um segredo industrial.
Além
dos processos de deposição metálica conhecidos, o aperfeiçoamento técnico já permite
colorir objetos por meio da eletrólise. Se é difícil uma enumeração detalhada
das cores e objetos conseguidos, é impossível lembrar alguma tonalidade que já
não tenha sido usada. Quanto aos objetos, dá-se o mesmo: antenas e painéis de
televisão, interiores de geladeira, abajures, etc. Certas novidades são sigilosamente
protegidas por seus descobridores.
A
eletrólise é também um excelente processo para obtenção de hidrogênio, com uma produção
em volume de 0,42 litros/hora para uma corrente de I ampère.
Utilizada ainda para refinação de metais, por exemplo, na obtenção do cobre
eletrolítico. Usando anodo de cobre impuro, efetua-se a eletrólise de uma
solução de sulfato de cobre. O cobre puro, componente do sulfato, vai depositando-se
sobre o cátodo, que se avoluma. O ânodo vai sendo atacado e passando para a
solução, com o que diminui de tamanho. Dessa forma o material do anodo passará
para o cátodo livre de impurezas.
Enquanto
o cobre que provém das fundições possui de 1% a 5% de impurezas (não podendo
ser usado para certas finalidades, como por exemplo fios elétricos), o cobre eletrolítico
atinge um grau de pureza de 99,95%.
Outra
aplicação importantíssima é a extração industrial do alumínio, a partir do mineral
chamado criolita e do óxido de alumínio.
O
eletrólito é constituído pelo óxido de alumínio, a partir do mineral chamado criolita
e do óxido de alumínio dissolvido em criolita fundida. Com a passagem de lima corrente
de uns 10 mil amperes e diferença de potencial de 5,5 volts, seus constituintes
– alumínio e oxigênio – são separados. Esse processo foi inventado em 1886, com
grande repercussão econômica: antes desta data, o alumínio custava 20 vezes
mais do que hoje. O óxido de alumínio necessário é encontrado em grande grau de
pureza num mineral chamado bauxita, uma das riquezas naturais do Brasil.
A eletrólise da água
A
água é parcialmente dividida em íons. Se não existe nenhuma substância dissolvida,
que se dissocie rapidamente em íons, a passagem de uma corrente elétrica fará
com que os próprios íons da água – hidrogênio (H+) e hidroxila (OH-) – percam
suas cargas, tornem-se neutros e se desprendam na forma de gases hidrogênio e oxigênio.
Isso pode ser comprovado por meio de uma experiência muito simples.
Coloque
meio litro de água numa cuba e torne-a condutora dissolvendo nela 20 gramas de
soda cáustica. Encha 2 tubos de vidro (com cerca de 10 cm de comprimento por
1,5 cm de diâmetro) com esta solução. Feche com o polegar os dois tubos e
vire-os de cabeça para baixo, colocando as bocas dos tubos abaixo da superfície
da solução na cuba, e então retire o polegar.
Ponha
em contato um prego de 2,5 cm com cada um dos terminais de uma bateria ou
retificador por um fio de cobre recoberto de plástico. Cubra a junção entre o
fio de cobre e o prego com cera de vela, tomando o cuidado de cobrir todo o fio
de cobre exposto, mas o mínimo possível do prego. Os pregos servirão de
elétrodos. Coloque um na solução, debaixo de cada tubo, e você notará que bolhas
de gás começarão imediatamente a se formar nos elétrodos. O gás é recolhido nos
tubos. (Veja esquema.)
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| IMAGEM 03 - Acervo Ludus Schola |
Logo
se constatará, no tubo acima do cátodo, o dobro de gás em relação ao tubo acima
do ânodo, o que comprova as leis da eletrólise. O gás recolhido no primeiro é
hidrogênio; íons de hidrogênio positivos (H+) perdem suas cargas no cátodo para
dar átomos de hidrogênio, que se combinam em pares para formar as moléculas do
gás hidrogênio (H2). O gás no outro tubo é oxigênio. Íons hidroxila negativos
(OH) perdem suas cargas no ânodo e se combinam para formar o gás oxigênio e
água, de acordo com a fórmula:
4 (OH)→ 2H2O + O2
Testes para hidrogênio e oxigênio
Segure
um fósforo aceso junto à boca do tubo que contém hidrogênio. Você ouvirá um
estalo forte, quando o hidrogênio se mistura com o ar e queima. (Mas tome
cuidado com a experiência, pois o hidrogênio liberta 30 vezes mais energia que
a mesma massa de pólvora.)
Coloque
um pedaço de pavio queimando lentamente sem chama no tubo contendo o oxigênio.
Imediatamente o pavio começará a queimar com muito maior brilho e pode até
começar a formar uma pequena chama. Isto acontece porque, na combustão, as substâncias
se combinam com o oxigênio, e o ar tem apenas 1/5 de oxigênio. Assim, as substâncias
queimam cinco vezes mais depressa em contato com oxigênio puro do que com o ar.
As leis da eletrólise
Michael Faraday (1791-1867) foi o primeiro a usar o termo “eletrólise”, mas não
teorizou a respeito do fenômeno, embora as leis que descobriu em 1833 levem seu
nome. Em 1880, Helmholtz iniciou a teoria da dissociação eletrolítica, que foi
continuada por Arrhenius.
Tais
cientistas chegaram a leis quantitativas exatas, exclusivamente a partir de dados
experimentais, embora não soubessem justificar essas leis. Pois o elétron cujo
conceito forma a base das ideias atuais sobre eletrólise só foi descoberto em
1897, isto é, 10 anos depois da teoria de Arrhenius e 64 depois que Faraday
enunciou suas leis. Estas dizem que a massa de um eletrólito, decomposta pela
passagem de uma corrente, é: 1) proporcional à intensidade da corrente
(independe da voltagem);
2)
proporcional ao tempo; 3) dependente da natureza do eletrólito.
Para
uma ideia concreta, uma corrente de 1 ampère, circulando durante uma hora,
deposita:
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